Vesilahuste elektrolüüsi käsitlemisel tuleb meeles pidada, et igas vesilahuses on lisaks elektrolüütide ioonidele ka ioone, mis on vee H + ja OH – dissotsiatsiooni produktid.

Elektriväljas liiguvad vesiniku ioonid katoodile ja OH ioonid anoodile. Seega saab katoodil tühjendada nii elektrolüüdi katioone kui ka vesiniku katioone. Samamoodi saab anoodilt tühjendada nii elektrolüüdi anioone kui ka hüdroksiidioone. Lisaks võivad veemolekulid läbida ka elektrokeemilist oksüdatsiooni või redutseerimist.

Millised elektrokeemilised protsessid elektrolüüsi ajal elektroodidel toimuvad, sõltuvad eelkõige vastavate elektrokeemiliste süsteemide elektroodide potentsiaalide suhtelistest väärtustest. Mitmest võimalikust protsessist läheb edasi see, mille rakendamine hõlmab minimaalset energiatarbimist. See tähendab, et suurima elektroodipotentsiaaliga elektrokeemiliste süsteemide oksüdeeritud vormid redutseeritakse katoodil ja madalaima elektroodipotentsiaaliga süsteemide redutseeritud vormid oksüdeeritakse anoodil. Üldjuhul oksüdeeruvad anoodil kergemini need aatomid, molekulid ja ioonid, mille potentsiaal on antud tingimustes väikseim, ning katoodil taastatakse kergemini need ioonid, molekulid ja aatomid, mille potentsiaal on kõige suurem. Vaatleme katoodprotsesse, mis toimuvad soola vesilahuste elektrolüüsil. Siin on vaja arvestada vesinikioonide redutseerimisprotsessi elektroodipotentsiaali suurust, mis sõltub vesinikioonide kontsentratsioonist. Teame vesinikelektroodi elektroodipotentsiaali üldvõrrandit (jaotis 2.3).

Neutraalsete lahuste (pH=7) puhul on vesinikioonide redutseerimisprotsessi elektroodipotentsiaali väärtus

φ = –0,059 . 7 = –0,41 V.

1) metalli katioone sisaldavate soolalahuste elektrolüüsil, mille elektroodi potentsiaal on oluliselt positiivsem kui –0,41 V, redutseeritakse metall sellise elektrolüüdi neutraalsest lahusest katoodil. Selliseid metalle leidub pingereas vesiniku lähedal (alates ligikaudu tinast ja pärast seda);

2) metalli katioone sisaldavate soolalahuste elektrolüüsil, mille elektroodi potentsiaal on oluliselt negatiivsem kui – 0,41 V, ei taandu katoodil metall, vaid eraldub vesinik. Selliste metallide hulka kuuluvad leelis, leelismuldmuld, magneesium, alumiinium, ligikaudu kuni titaan;

3) metalli katioone sisaldavate soolalahuste elektrolüüsil, mille elektroodide potentsiaal on –0,41 V lähedal (rea keskosas metallid - Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), siis sõltuvalt kontsentratsioonist võimalikud on soolalahuse ja elektrolüüsi tingimused (voolutihedus, temperatuur, lahuse koostis), nii metalli redutseerimine kui ka vesiniku eraldumine; Mõnikord täheldatakse metalli ja vesiniku ühist vabanemist.

Vesiniku elektrokeemiline eraldumine happelistest lahustest toimub vesinikuioonide tühjenemise tõttu:

2H + 2ē → 2Н 0

2H 0 = N 2 .

Neutraalse või aluselise keskkonna korral toimub vesiniku eraldumine vee elektrokeemilise redutseerimise tulemusena:

НН + ē → Н 0 + TEMA –

N 0 + N 0 = N 2 ,

Siis 2НН + 2ē → Н 2 + 2OH –

Seega määrab vesilahuste elektrolüüsil toimuva katoodprotsessi olemuse eelkõige vastava metalli asukoht metallide standardsete elektroodide potentsiaalide reas.

Kui erinevate metallide katioone sisaldav vesilahus allutatakse elektrolüüsile, toimub nende vabanemine katoodil reeglina metalli elektroodipotentsiaali algebralise väärtuse vähenemise järjekorras. Näiteks katioonide Ag +, Cu 2+ ja Zn 2+ segust, mille elektrolüsaatori klemmidel on piisav pinge, redutseeritakse esmalt hõbekatioonid (φ 0 = +0,8 V), seejärel vask (φ 0 = +0,34). V) ja lõpuks tsink (φ 0 = –0,76 V).

Metallide elektrokeemilist eraldamist katioonide segust kasutatakse tehnilises ja kvantitatiivses analüüsis. Üldiselt määrab metalliioonide võime tühjendada (elektroneid juurde saada) metallide asukoha järgi standardsete elektroodipotentsiaalide reas. Mida kaugemal on metall pingereas, seda suurem on selle negatiivne potentsiaal või mida vähem positiivne potentsiaal, seda raskem on selle ioonidel tühjeneda. Seega pingereas seisvatest metalliioonidest tühjenevad kõige kergemini kolmevalentsed kullaioonid (madalaimate elektrivoolu pingete juures), seejärel hõbeioonid jne. Kaaliumiioone on kõige raskem tühjendada (kõrgeima elektripinge korral). Kuid metalli potentsiaal, nagu teada, varieerub sõltuvalt selle ioonide kontsentratsioonist lahuses; samamoodi muutub iga metalli ioonide tühjenemise lihtsus sõltuvalt nende kontsentratsioonist: kontsentratsiooni tõus hõlbustab ioonide väljutamist, vähenemine raskendab. Seetõttu võib mitme metalli ioone sisaldava lahuse elektrolüüsil juhtuda, et aktiivsema metalli vabanemine toimub varem kui vähemaktiivse (kui esimese metalliiooni kontsentratsioon on märkimisväärne ja teine ​​on väga väike).

Vaatleme anoodseid protsesse, mis toimuvad soola vesilahuste elektrolüüsil. Anoodil toimuvate reaktsioonide iseloom sõltub nii veemolekulide olemasolust kui ka ainest, millest anoodi valmistatakse. Tuleb meeles pidada, et anoodimaterjal võib elektrolüüsi käigus oksüdeeruda. Sellega seoses eristatakse elektrolüüsi inertse (lahustumatu) anoodiga ja elektrolüüsi aktiivse (lahustuva) anoodiga. Lahustumatud anoodid on valmistatud kivisöest, grafiidist, plaatinast, iriidiumist; lahustuvad anoodid - valmistatud vasest, hõbedast, tsingist, kaadmiumist, niklist ja muudest metallidest. Lahustumatul anoodil toimub elektrolüüsiprotsessi käigus anioonide või veemolekulide oksüdeerumine. Hapnikuvabade hapete HI, HBr, HCl, H 2 Si ja nende soolade (v.a HF ja fluoriidid) vesilahuste elektrolüüsil eralduvad anoodil anioonid ja vabaneb vastav halogeen. Pange tähele, et kloori eraldumine HCl ja selle soolade elektrolüüsil on vastuolus süsteemide suhtelise asukohaga

2Cl – – 2ē →Cl 2 (φ 0 = +1,36 V)

2 H 2 O– 4ē →O 2 + 4 H + (φ 0 = +1,23 V)

elektroodide standardpotentsiaalide vahemikus. See anomaalia on seotud nende kahe elektroodiprotsessi teise olulise ülepingega – anoodimaterjalil on hapniku vabanemise protsessile pärssiv toime.

Anioone SO 4 2-, SO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3- jne, samuti vesinikfluoriidi ja fluoriide sisaldavate soolade vesilahuste elektrolüüsil toimub vee elektrokeemiline oksüdeerumine. Sõltuvalt lahuse pH-st toimub see protsess erinevalt ja seda saab kirjutada erinevate võrranditega. Leeliselises keskkonnas on võrrandil vorm

4OH – – 4° → 2H 2 O+O 2 , (pH > 7)

ja happelises või neutraalses keskkonnas on meil

HOH– 2ē →O 0 + 2 H + (pH ≤ 7)

2 O 0 = O 2 ,

Siis 2H 2 О – 4ē → 4Н + + 2О 2 .

Vaadeldavatel juhtudel on vee elektrokeemiline oksüdeerimine energeetiliselt kõige soodsam protsess. Hapnikku sisaldavate anioonide oksüdatsioon toimub väga kõrge potentsiaaliga. Näiteks SO 4 2- iooni – 2ē →S 2 O 8 2- standardne oksüdatsioonipotentsiaal on 2,01 V, mis on oluliselt kõrgem kui vee standardne oksüdatsioonipotentsiaal 1,228 V.

2H 2 O – 4ē → O 2 + 4H + (φ 0 = 1,228 V).

F-iooni standardne oksüdatsioonipotentsiaal on veelgi olulisem

2F – – 2ē →F 2 (φ 0 = 2 ,87 IN).

Üldiselt lähenevad soolade vesilahuste elektrolüüsi ajal metalli- ja vesinikkatioonid samaaegselt elektrolüsaatori katoodile ja igaüks neist "väidab", et neid redutseerivad katoodilt tulevad elektronid. Kuidas redutseerimisprotsess katoodil tegelikult kulgeb? Vastuse võib saada mitmete metallide pingete põhjal. Veelgi enam, mida madalam on metalli standardse elektroodipotentsiaali algebraline väärtus, seda nõrgemad on nende katioonide elektronaktseptorid ja seda keerulisem on neid katoodil taastada. Sellega seoses eristatakse kolme katioonide rühma vastavalt nende seosele elektroreduktsiooniga.

1. Katioonid, mida iseloomustab suur elektronide äratõmbamise aktiivsus (Cu 2+, Hg 2+, Ag+, Au 3+, Pt 2+, Pt 4+). Nende katioonide soolade elektrolüüsi käigus vähenevad metallikatioonid peaaegu täielikult; voolu väljund on 100% või sellele lähedane väärtus.

2. Katioonid, mida iseloomustavad elektronide äratõmbamisvõime keskmised väärtused (Mn 2+, Zn 2+, Cr 3+, Fe 2+, Ni 2+, Sn 2+, Pb 2+). Katoodil elektrolüüsi ajal redutseeritakse samaaegselt nii metalli- kui ka veemolekulide katioone, mis viib metalli voolutugevuse vähenemiseni.

3. Katioonid, millel on madal elektronide tagasitõmbamisvõime (K +, Ca 2+, Mg 2+, Al 3+). Sel juhul ei ole katoodi elektronaktseptorid vaadeldava rühma katioonid, vaid veemolekulid. Sel juhul jäävad katioonid ise vesilahuses muutumatuks ja voolu efektiivsus läheneb nullile.

Erinevate anioonide seos elektrooksüdatsiooniga anoodil

Hapnikuvabade hapete anioonid ja nende soolad (Cl¯,Br¯,J¯,S2-,CN¯ jne) säilitavad oma elektronid nõrgemini kui veemolekulid. Seetõttu täidavad neid anioone sisaldavate ühendite vesilahuste elektrolüüsi ajal viimased elektronide doonorite rolli, nad oksüdeeruvad ja kannavad oma elektronid elektrolüsaatori välisahelasse.

Hapnikhapete anioonid (NO 3 ¯, SO 4 2-, PO 4 3- jne) suudavad hoida oma elektrone kindlamalt kui veemolekulid. Sel juhul vesi oksüdeerub anoodil, kuid anioonid ise jäävad muutumatuks.

Lahustuva anoodi korral suureneb oksüdatsiooniprotsesside arv kolmeni:

1) vee elektrokeemiline oksüdeerimine hapniku vabanemisega; 2) aniooni eraldumine (s.o selle oksüdatsioon); 3) anoodi metalli elektrokeemiline oksüdeerimine (metalli anoodne lahustamine).

Võimalikest protsessidest leiab aset see, mis on energeetiliselt soodsaim. Kui anoodmetall paikneb standardsete potentsiaalide seerias varem kui mõlemad teised elektrokeemilised süsteemid, siis täheldatakse metalli anoodset lahustumist. Vastasel juhul eraldub hapnik või anioon. Anioonide väljutamiseks ei ole kindlaks tehtud lähedast järjestust. Vähendades elektronide loovutamise võimet, järjestatakse levinumad anioonid järgmiselt: S 2-,J ¯,Br ¯,Cl ¯,OH¯,H 2 O,SO 4 2-,NO 3 ¯,CO 3 2-, PO 4 3- .

Vaatleme mitut tüüpilist vesilahuste elektrolüüsi juhtumit.

CuCl 2 lahuse elektrolüüs lahustumatu anoodiga

Pingereas paikneb vask pärast vesinikku, mistõttu katoodil tühjendub Cu 2+ ja eraldub metalliline vask ning kloriidioonid oksüdeeritakse anoodil molekulaarseks klooriks Cl 2 .

	Katood (–)
	Cu 2+ + 2ē → Cu 0
	2Cl – – 2ē → Cl 2

Cu 2+ + 2 Cl – → Cu 0 +Cl 2

CuCl 2 → Cu 0 +Cl 2

Metalli voolusaagis (95-100%).

NaNO 3 lahuse elektrolüüs

Kuna naatrium on pingereas palju varasem kui vesinik, tühjendatakse vesi katoodil. Vesi väljub ka anoodilt.

Katood (–)

2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh –

2H 2 O – 4° → 4H + +O 2 .

Seega eraldub katoodil vesinik ja tekib aluseline keskkond, anoodil hapnik ja anoodi lähedusse tekib happeline keskkond. Kui anoodi- ja katoodiruumid ei ole üksteisest eraldatud, jääb lahendus kõigis oma osades elektriliselt neutraalseks.

	Katood (–)
	2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh –
	2H 2 O – 4° → 4H + +O 2 .

6H 2 O → 2H 2 + 4OH – + 4H + +O 2

6H 2 O → 2H 2 +O 2 + 4H 2 O

2 H 2 O → 2 H 2 + O 2

Metalli praegune väljund on null.

Seetõttu toimub NaNO 3 lahuse elektrolüüsi ajal vee elektrolüüs. NaNO 3 soola roll väheneb lahuse elektrijuhtivuse suurendamisele.

FeSO 4 lahuse elektrolüüs

Katoodi reaktsioonid (–) (reduktsioon):

A) Fe 2+ + 2ē → Fe 0	samaaegsed reaktsioonid
b) 2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – .

Reaktsioon anoodil (+) (oksüdatsioon):

2H 2 O – 4° → 4H + +O 2 .

Metalli voolu väljund on keskmine.

KJ lahuse elektrolüüs lahustumatu anoodiga

	Katood (–)
	2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh –
	2J – – 2ē → J 2

2 H 2 O + 2J – → H 2 + 2 Oh – +J 2 .

KJ lahuse elektrolüüsi reaktsiooni lõppvõrrand on:

2KJ+2H 2 O → H 2 +J 2 +2KOH.

CuSO 4 lahuse elektrolüüs vase (lahustuva) anoodiga.

Vase standardpotentsiaal on +0,337 V, mis on oluliselt kõrgem kui -0,41 V; seetõttu eralduvad katoodil CuSO 4 lahuse elektrolüüsil Cu 2+ ioonid ja vabaneb metalliline vask. Anoodil toimub vastupidine protsess - metalli oksüdatsioon, kuna vase potentsiaal on palju väiksem kui vee oksüdatsioonipotentsiaal (+1,228 V) ja veelgi enam - SO 4 2-iooni oksüdatsioonipotentsiaal ( +2,01 V). Järelikult taandub elektrolüüs antud juhul anoodi metalli (vase) lahustamisele ja selle eraldamisele katoodil.

Vasksulfaadi lahuse elektrolüüsi skeem:

Katood (–)

Cu 2+ + 2ē → Cu 0

Cu 0 – 2ē → Cu 2+ .

Seda protsessi kasutatakse metallide elektriliseks rafineerimiseks (nimetatakse elektrolüütiliseks rafineerimiseks).

ELEKTROLÜÜS

Üks metallide tootmise meetodeid on elektrolüüs. Aktiivsed metallid esinevad looduses ainult keemiliste ühendite kujul. Kuidas neid ühendeid vabas olekus eraldada?

Elektrolüütide lahused ja sulamid juhivad elektrivoolu. Kui aga vool juhitakse läbi elektrolüüdilahuse, võivad tekkida keemilised reaktsioonid. Mõelgem, mis juhtub, kui elektrolüüdi lahusesse või sulatisse asetatakse kaks metallplaati, millest igaüks on ühendatud vooluallika ühe poolusega. Neid plaate nimetatakse elektroodideks. Elektrivool on liikuv elektronide voog. Kui ahelas olevad elektronid liiguvad ühelt elektroodilt teisele, ilmub ühele elektroodile elektronide liig. Elektronidel on negatiivne laeng, seega on see elektrood negatiivselt laetud. Seda nimetatakse katoodiks. Teisel elektroodil tekib elektronide defitsiit ja see laetakse positiivselt. Seda elektroodi nimetatakse anoodiks. Elektrolüüt lahuses või sulatis dissotsieerub positiivselt laetud ioonideks - katioonideks ja negatiivselt laetud ioonideks - anioonideks. Katioone tõmbab negatiivselt laetud elektrood – katood. Anioone tõmbab positiivselt laetud elektrood – anoodi. Elektroodide pinnal võivad tekkida ioonide ja elektronide vastasmõjud.

Elektrolüüs viitab protsessidele, mis toimuvad siis, kui elektrivool juhitakse läbi elektrolüütide lahuste või sulamite.

Lahuste elektrolüüsil ja elektrolüütide sulamisel toimuvad protsessid on üsna erinevad. Vaatleme mõlemat juhtumit üksikasjalikult.

Sulandite elektrolüüs

Vaatleme näiteks naatriumkloriidi sulami elektrolüüsi. Sulatamisel dissotsieerub naatriumkloriid ioonideks Na+
ja Cl - : NaCl = Na + + Cl -

Naatriumkatioonid liiguvad negatiivselt laetud elektroodi – katoodi – pinnale. Katoodi pinnal on elektronide liig. Seetõttu kanduvad elektronid elektroodi pinnalt naatriumioonidesse. Sel juhul ioonid Na+ muunduvad naatriumi aatomiteks, st toimub katioonide redutseerimine Na+ . Protsessi võrrand:

Na + + e - = Na

kloriidioonid Cl - liikuda positiivselt laetud elektroodi – anoodi – pinnale. Anoodi pinnal tekib elektronide puudus ja elektronid kanduvad üle anioonidest Cl- elektroodi pinnale. Samal ajal negatiivselt laetud ioonid Cl- muundatakse klooriaatomiteks, mis kohe ühinevad, moodustades kloori molekulid C l 2:

2С l - -2е - = Cl 2

Kloriidioonid kaotavad elektrone, see tähendab, et nad oksüdeeruvad.

Kirjutame koos üles katoodil ja anoodil toimuvate protsesside võrrandid

Na + + e - = Na

2 C l - -2 e - = Cl 2

Üks elektron osaleb naatriumi katioonide redutseerimises ja 2 elektroni klooriioonide oksüdatsioonis. Siiski tuleb järgida elektrilaengu jäävuse seadust ehk kõigi lahuses olevate osakeste summaarne laeng peab olema konstantne Seetõttu peab naatriumkatioonide redutseerimisel osalevate elektronide arv võrduma elektronide arvuga. osaleb kloriidioonide oksüdatsioonis. Seetõttu korrutame esimese võrrandi 2-ga:

Na + + e - = Na 2

2С l - -2е - = Cl 2 1

Liidame mõlemad võrrandid kokku ja saame üldise reaktsioonivõrrandi.

2 Na + + 2С l - = 2 Na + Cl 2 (ioonreaktsiooni võrrand) või

2 NaCl = 2 Na + Cl 2 (molekulaarse reaktsiooni võrrand)

Seega näeme vaadeldavas näites, et elektrolüüs on redoksreaktsioon. Katoodil toimub positiivselt laetud ioonide - katioonide - redutseerimine ja anoodil negatiivselt laetud ioonide - anioonide oksüdatsioon. T-reegli abil saate meeles pidada, milline protsess kus toimub:

katood - katioon - redutseerimine.

Näide 2.Sulatatud naatriumhüdroksiidi elektrolüüs.

Lahuses olev naatriumhüdroksiid dissotsieerub katioonideks ja hüdroksiidioonideks.

Katood (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)

Katoodi pinnal redutseeritakse naatriumkatioonid ja moodustuvad naatriumi aatomid:

katood (-) Na + +e à Na

Anoodi pinnal oksüdeeritakse hüdroksiidioonid, eraldub hapnik ja moodustuvad veemolekulid:

katood (-) Na + + e à Na

anood (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2

Naatriumkatioonide redutseerimisreaktsioonis ja hüdroksiidioonide oksüdatsioonireaktsioonis osalevate elektronide arv peab olema sama. Seetõttu korrutame esimese võrrandi 4-ga:

katood (-) Na + + e à Na 4

anood (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2 1

Liidame mõlemad võrrandid kokku ja saame elektrolüüsi reaktsiooni võrrandi:

4 NaOH à 4 Na + 2 H2O + O 2

Näide 3.Mõelge sulandi elektrolüüsile Al2O3

Seda reaktsiooni kasutades saadakse alumiinium boksiidist, looduslikust ühendist, mis sisaldab palju alumiiniumoksiidi. Alumiiniumoksiidi sulamistemperatuur on väga kõrge (üle 2000ºC), seetõttu lisatakse sellele spetsiaalseid lisandeid sulamistemperatuuri langetamiseks 800–900ºC. Sulatamisel dissotsieerub alumiiniumoksiid ioonideks Al3+ ja O2-. H ja katioonid redutseeritakse katoodil Al 3+ , muutudes alumiiniumi aatomiteks:

Al +3 e à Al

Anioonid oksüdeeritakse anoodil O2- , muutudes hapnikuaatomiteks. Hapnikuaatomid ühinevad kohe O2 molekulideks:

2 O 2- – 4 e à O 2

Alumiiniumi katioonide redutseerimise ja hapnikuioonide oksüdatsiooni protsessides osalevate elektronide arv peab olema võrdne, seega korrutame esimese võrrandi 4-ga ja teise võrrandi 3-ga:

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Lisame mõlemad võrrandid ja saame

4 Al 3+ + 6 O 2- à 4 Al 0 +3 O 2 0 (ioonreaktsiooni võrrand)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Lahuste elektrolüüs

Elektrivoolu juhtimisel läbi elektrolüüdi vesilahuse teeb asja keeruliseks asjaolu, et lahus sisaldab veemolekule, mis võivad samuti elektronidega interakteeruda. Tuletame meelde, et veemolekulis on vesiniku ja hapniku aatomid ühendatud polaarse kovalentse sidemega. Hapniku elektronegatiivsus on suurem kui vesinikul, seega on jagatud elektronide paarid kallutatud hapnikuaatomi poole. Osaline negatiivne laeng tekib hapnikuaatomil, tähisega δ- ja osaline positiivne laeng vesinikuaatomitel, tähisega δ+.

δ+

N-O δ-

│

H δ+

Selle laengute nihke tõttu on veemolekulil positiivsed ja negatiivsed poolused. Seetõttu saab veemolekule meelitada positiivselt laetud poolusega negatiivselt laetud elektroodile - katoodile ja negatiivse poolusega - positiivselt laetud elektroodile - anoodile. Katoodil võib toimuda veemolekulide redutseerimine ja vesinik vabaneb:

Anoodil võib toimuda veemolekulide oksüdeerumine, vabastades hapnikku:

2H20-4e- = 4H+ + O2

Seetõttu saab katoodil redutseerida kas elektrolüüdi katioone või veemolekule. Tundub, et need kaks protsessi konkureerivad üksteisega. See, milline protsess katoodil tegelikult toimub, sõltub metalli olemusest. See, kas katoodil redutseeritakse metalli katioone või veemolekule, sõltub metalli asukohast metalli pingete vahemik .

Li K Na Ca Mg Al ¦¦ Zn Fe Ni Sn Pb (H 2) ¦¦ Cu Hg Ag Au

Kui metall on vesinikust paremal pingereas, redutseeritakse katoodil metalli katioonid ja vabaneb vaba metall. Kui metall on pingereas alumiiniumist vasakul, redutseeritakse katoodil veemolekulid ja eraldub vesinik. Lõpuks, tsingist pliiks muutuvate metallikatioonide puhul võib toimuda kas metalli või vesiniku eraldumine ning mõnikord võivad toimuda samaaegselt nii vesiniku kui ka metalli eraldumine. Üldiselt on see üsna keeruline juhtum, palju sõltub reaktsioonitingimustest: lahuse kontsentratsioon, elektrivool ja muud.

Anoodil võib toimuda ka üks kahest protsessist – kas elektrolüütide anioonide või veemolekulide oksüdatsioon. See, milline protsess tegelikult toimub, sõltub aniooni olemusest. Hapnikuvabade hapete soolade või hapete endi elektrolüüsi käigus oksüdeeritakse anoodil anioonid. Ainus erand on fluoriioonid F- . Hapnikku sisaldavate hapete puhul oksüdeeritakse anoodil veemolekulid ja eraldub hapnik.

Näide 1.Vaatame naatriumkloriidi vesilahuse elektrolüüsi.

Naatriumkloriidi vesilahus sisaldab naatriumkatioone Na +, kloorianioonid Cl - ja vee molekulid.

2 NaCl à 2 Na + + 2 Cl -

2H 2 O à 2 H + + 2 OH -

katood (-) 2 Na+; 2H+; 2Н + + 2е à Н 0 2

anood (+) 2Cl-; 2 OH-; 2 Cl - – 2e à 2 Cl 0

2NaCl + 2H 2O à H2 + Cl2 + 2NaOH

Keemiline tegevust anioonid on ebatõenäolised väheneb.

Näide 2.Ja kui sool sisaldab SO 4 2- ? Vaatleme nikkelsulfaadi lahuse elektrolüüsi ( II ). nikkelsulfaat ( II ) dissotsieerub ioonideks Ni 2+ ja SO 4 2-:

NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-

H 2 O à H + + OH -

Nikli katioonid asuvad metalliioonide vahel Al 3+ ja Pb 2+ , mis hõivab pingereas keskmise positsiooni, toimub katoodi taastumisprotsess vastavalt mõlemale skeemile:

2 H2O + 2e - = H2 + 2OH -

Hapnikku sisaldavate hapete anioonid ei oksüdeeru anoodil ( anioontegevuste sari ), toimub veemolekulide oksüdatsioon:

anood e à O 2 + 4H +

Kirjutame koos üles katoodil ja anoodil toimuvate protsesside võrrandid:

katood (-) Ni 2+; H+; Ni 2+ + 2е à Ni 0

2 H2O + 2e - = H2 + 2OH -

anood (+)S042-; OH-;2H20-4 e à O2 + 4H+

4 elektroni osaleb redutseerimisprotsessides ja 4 elektroni osaleb ka oksüdatsiooniprotsessides. Liidame need võrrandid kokku ja saame üldise reaktsioonivõrrandi:

Ni 2+ +2 H 2 O + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + 2OH - + O 2 + 4 H +

Võrrandi paremal küljel on nii H + kui ka oh- , mis ühinevad, moodustades veemolekule:

H + + OH - à H2O

Seetõttu võrrandi paremal küljel 4 H + iooni ja 2 iooni asemel oh- Kirjutame 2 veemolekuli ja 2 H + iooni:

Ni 2+ +2 H 2 O + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + 2 H 2 O + O 2 + 2 H +

Vähendame võrrandi mõlemal poolel kahte veemolekuli:

Ni 2+ +2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2 H +

See on lühike ioonvõrrand. Täieliku ioonvõrrandi saamiseks peate mõlemale poolele lisama sulfaadi iooni SO 4 2- , mis tekkis nikkelsulfaadi dissotsiatsiooni käigus ( II ) ja ei osale reaktsioonis:

Ni 2+ + SO 4 2- +2H 2 O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2H + + SO 4 2-

Seega nikkelsulfaadi lahuse elektrolüüsi ajal ( II ) eraldub katoodil vesinik ja nikkel ning anoodil hapnik.

NiSO 4 + 2H 2 O à Ni + H 2 + H 2 SO 4 + O 2

Näide 3. Kirjutage võrrandid protsesside kohta, mis toimuvad naatriumsulfaadi vesilahuse elektrolüüsil inertse anoodiga.

Standardne elektroodisüsteemi potentsiaal Na + + e = Na 0 on oluliselt negatiivsem kui veepõhise elektroodi potentsiaal neutraalses vesikeskkonnas (-0,41 V) Seetõttu toimub katoodil vee elektrokeemiline redutseerimine, millega kaasneb vesiniku vabanemine

2H 2 O à 2 H + + 2 OH -

ja Na ioonid + katoodile tulles koguneb sellega külgnevasse lahuse ossa (katoodiruum).

Anoodil toimub vee elektrokeemiline oksüdatsioon, mis viib hapniku vabanemiseni

2 H 2 O – 4e à O 2 + 4 H+

kuna vastavad sellele süsteemile elektroodi standardpotentsiaal (1,23 V) on oluliselt madalam kui süsteemi iseloomustav standardelektroodi potentsiaal (2,01 V).

2 SO 4 2- + 2 e = S 2 O 8 2-.

SO 4 2- ioonid elektrolüüsi ajal anoodi poole liikudes koguneb anoodiruumi.

Korrutades katoodprotsessi võrrandi kahega ja liites selle anoodprotsessi võrrandiga, saame elektrolüüsiprotsessi koguvõrrandi:

6 H2O = 2 H2 + 4 OH- + O2 + 4 H+

Arvestades, et ioonid akumuleeruvad samaaegselt katoodiruumi ja ioonid anoodiruumi, saab protsessi üldvõrrandi kirjutada järgmisel kujul:

6H 2O + 2Na 2SO 4 = 2H 2 + 4Na + + 4OH - + O 2 + 4H + + 2SO 4 2-

Seega tekib samaaegselt vesiniku ja hapniku vabanemisega naatriumhüdroksiid (katoodiruumis) ja väävelhape (anoodiruumis).

Näide 4.Vasksulfaadi lahuse elektrolüüs ( II) CuSO4.

Katood (-)<-- Cu 2+ + SO 4 2- à анод (+)

katood (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

anood (+) 2H 2O – 4 e à O 2 + 4H + 1

H+ ioonid jäävad lahusesse SO 4 2- , sest väävelhape koguneb.

2CuSO4 + 2H2O à 2Cu + 2H2SO4 + O2

Näide 5. Vaskkloriidi lahuse elektrolüüs ( II) CuCl2.

Katood (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)

katood (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

anood (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Mõlemad võrrandid hõlmavad kahte elektroni.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - --- 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (ioonvõrrand)

CuCl 2 à Cu + Cl 2 (molekulaarne võrrand)

Näide 6. Hõbenitraadi lahuse elektrolüüs AgNO3.

Katood (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)

katood (-) Ag + + e à Ag 0

anood (+) 2H 2O – 4 e à O 2 + 4H+

Ag + + e à Ag 0 4

2H 2O – 4 e à O 2 + 4H + 1

4 Ag + + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 (ioonvõrrand)

4 Ag + + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 + 4 EI 3 - (täisioonvõrrand)

4 AgNO 3 + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + O 2 (molekulaarne võrrand)

Näide 7. Vesinikkloriidhappe lahuse elektrolüüsHCl.

Katood (-)<-- H + + Cl - à anood (+)

katood (-) 2H + + 2 eà H 2

anood (+) 2Cl - – 2 eà Cl 2

2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (ioonvõrrand)

2 HClà H 2 + Cl 2 (molekulaarne võrrand)

Näide 8. Väävelhappe lahuse elektrolüüsH 2 NII 4 .

Katood (-) <-- 2H + + SO 4 2- à anood (+)

katood (-)2H+ + 2eà H 2

anood(+) 2H20 – 4eà O2 + 4H+

2H+ + 2eà H 2 2

2H 2O – 4eà O2 + 4H+1

4H+ + 2H2Oà 2H2 + 4H+ +O2

2H2Oà 2H2 + O2

Näide 9. Kaaliumhüdroksiidi lahuse elektrolüüsKOH.

Katood (-)<-- K + + Oh - à anood (+)

Katoodil kaaliumi katioone ei redutseerita, kuna kaalium on metallide pingereas alumiiniumist vasakul, selle asemel toimub veemolekulide redutseerimine:

2H20 + 2eà H2 +2OH - 4OH - -4eà 2H2O +O2

katood(-) 2H20 + 2eà H2 +2OH - 2

anood(+)4OH--4eà 2H 2O + O 2 1

4H 2O + 4OH -à 2H2 + 4OH - + 2H2O + O 2

2 H 2 Oà 2 H 2 + O 2

Näide 10. Kaaliumnitraadi lahuse elektrolüüsKNO 3 .

Katood (-) <-- K + + NO 3 - à anood (+)

2H20 + 2eà H2 +2OH - 2H2O - 4eà O2+4H+

katood(-) 2H20 + 2eà H2+2OH-2

anood(+) 2H20 – 4eà O2 + 4H+1

4H20 + 2H2Oà 2H2 + 4OH - + 4H++ O2

2H2Oà 2H2 + O2

Elektrivoolu juhtimisel läbi hapnikku sisaldavate hapete, leeliste ja hapnikku sisaldavate hapete soolade lahused metallidega, mis asuvad metallide pingereas alumiiniumist vasakul, toimub praktiliselt vee elektrolüüs. Sel juhul vabaneb vesinik katoodil ja hapnik anoodil.

Järeldused. Elektrolüütide vesilahuste elektrolüüsi saaduste määramisel võib kõige lihtsamal juhul lähtuda järgmistest kaalutlustest:

1. Standardpotentsiaali väikese algebralise väärtusega metalliioonid - alatesLi + enneAl 3+ kaasa arvatud - neil on väga nõrk kalduvus elektrone uuesti lisada, olles selles osas ioonidest halvemH + (cm. Katioonide tegevussari). Neid katioone sisaldavate ühendite vesilahuste elektrolüüsi ajal täidavad ioonid katoodil oksüdeeriva aine funktsiooniH + , taastamine vastavalt skeemile:

2 H 2 O+ 2 eà H 2 + 2OH -

2. Metalli katioonid standardpotentsiaalide positiivsete väärtustega (Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ jne) on ioonidega võrreldes suurem kalduvus elektrone lisada. Nende soolade vesilahuste elektrolüüsi ajal vabastavad need katioonid oksüdeeriva aine funktsioon katoodil, redutseerides samal ajal metalliks vastavalt skeemile, näiteks:

Cu 2+ +2 eà Cu 0

3. Metallisoolade vesilahuste elektrolüüsi ajalZn, Fe, Cd, Nijne, hõivates loetletud rühmade vahelise pingerea keskmise positsiooni, toimub katoodi redutseerimisprotsess vastavalt mõlemale skeemile. Vabanenud metalli mass ei vasta nendel juhtudel voolava elektrivoolu hulgale, millest osa kulub vesiniku moodustamiseks.

4. Elektrolüütide vesilahustes, üheaatomilised anioonid (Cl - , Br - , J - ), hapnikku sisaldavad anioonid (EI 3 - , NII 4 2- , P.O. 4 3- ja teised), samuti vee hüdroksüülioonid. Neist halogeniidioonidel on tugevamad redutseerivad omadused, välja arvatudF. IoonidOhhõivavad vahepealse positsiooni nende ja polüatomiliste anioonide vahel. Seetõttu vesilahuste elektrolüüsi käigusHCl, HBr, H.J.või nende soolad anoodil, halogeniidioonide oksüdatsioon toimub vastavalt järgmisele skeemile:

2 X - -2 eà X 2 0

Sulfaatide, nitraatide, fosfaatide jne vesilahuste elektrolüüsi ajal. Redutseerija funktsiooni täidavad ioonid, mis oksüdeeruvad vastavalt järgmisele skeemile:

4 HOH – 4 eà 2 H 2 O + O 2 + 4 H +

.

Ülesanded.

Z A suvila 1. Vasksulfaadi lahuse elektrolüüsi käigus vabanes katoodil 48 g vaske. Leidke anoodil eralduva gaasi maht ja lahuses moodustunud väävelhappe mass.

Lahuses olev vasksulfaat ioone ei dissotsieeriC 2+ jaS0 4 2 ".

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

Kirjutame üles katoodil ja anoodil toimuvate protsesside võrrandid. Katoodil katioonid vähenevad ja anoodil toimub vee elektrolüüs:

Cu 2+ +2e- = Cu12

2H20-4e- = 4H++02 |1

Elektrolüüsi üldine võrrand on järgmine:

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (lühike ioonvõrrand)

Lisame võrrandi mõlemale poolele 2 sulfaadi iooni, mis tekivad vasksulfaadi dissotsiatsiooni käigus ja saame täieliku ioonvõrrandi:

2Cu2+ + 2S042" + 2H20 = 2Cu + 4H+ + 2SO4 2" + O2

2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + 2H2SO4 + O2

Anoodil vabanev gaas on hapnik. Lahuses moodustub väävelhape.

Vase molaarmass on 64 g/mol, arvutame vase aine koguse:

Reaktsioonivõrrandi kohaselt, kui katoodil eraldub 2 mooli vaske, vabaneb anoodil 1 mooli hapnikku. Katoodil vabaneb 0,75 mooli vaske, anoodil lastakse vabaneda x mooli hapnikku. Teeme proportsiooni:

2/1 = 0,75/x, x = 0,75 * 1/2 = 0,375 mol

Anoodil vabanes 0,375 mol hapnikku,

v(O2) = 0,375 mol.

Arvutame vabanenud hapniku mahu:

V(O2) = v(O2) «VM = 0,375 mol «22,4 l/mol = 8,4 l

Reaktsioonivõrrandi järgi, kui katoodil eraldub 2 mooli vaske, tekib lahusesse 2 mooli väävelhapet, mis tähendab, et kui katoodil eraldub 0,75 mooli vaske, siis tekib 0,75 mooli väävelhapet. lahuses v(H2SO4) = 0,75 mooli . Arvutame väävelhappe molaarmassi:

M(H2SO4) = 2-1+32+16-4 = 98 g/mol.

Arvutame väävelhappe massi:

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g.

Vastus: Anoodil vabanes 8,4 liitrit hapnikku; Lahuses moodustus 73,5 g väävelhapet

Ülesanne 2. Leidke 111,75 g kaaliumkloriidi sisaldava vesilahuse elektrolüüsil katoodil ja anoodil eralduvate gaaside maht. Mis aine lahuses tekkis? Leidke selle mass.

Kaaliumkloriid lahuses dissotsieerub K+ ja Cl ioonideks:

2КС1 =К+ + Сl

Katoodil kaaliumiioone ei redutseerita, selle asemel vähenevad vee molekulid. Anoodil kloriidioonid oksüdeeritakse ja eraldub kloor:

2H2O + 2e" = H2 + 20H-|1

2SG-2e" = C12|1

Elektrolüüsi üldine võrrand on järgmine:

2СГl+ 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (lühike ioonvõrrand) Lahus sisaldab ka kaaliumkloriidi dissotsiatsiooni käigus tekkinud ja reaktsioonis mitteosalevaid K+ ioone:

2K+ + 2Cl + 2H20 = H2 + 2K+ + 2OH" + C12

Kirjutame võrrandi ümber molekulaarsel kujul:

2KS1 + 2H2O = H2 + C12 + 2KON

Katoodil eraldub vesinik, anoodil kloor ja lahuses moodustub kaaliumhüdroksiid.

Lahus sisaldas 111,75 g kaaliumkloriidi.

Arvutame kaaliumkloriidi molaarmassi:

M(KS1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

Arvutame kaaliumkloriidi koguse:

Reaktsioonivõrrandi kohaselt eraldub 2 mooli kaaliumkloriidi elektrolüüsil 1 mool kloori. Laske 1,5 mol kaaliumkloriidi elektrolüüsil saada x mol kloori. Teeme proportsiooni:

2/1 = 1,5/x, x = 1,5 /2 = 0,75 mol

Vabaneb 0,75 mol kloori, v(C!2) = 0,75 mol. Reaktsioonivõrrandi kohaselt, kui anoodil eraldub 1 mool kloori, vabaneb katoodil 1 mool vesinikku. Seega, kui anoodil eraldub 0,75 mol kloori, siis katoodil eraldub 0,75 mol vesinikku, v(H2) = 0,75 mol.

Arvutame anoodil eralduva kloori mahu:

V(C12) = v(Cl2)-VM = 0,75 mol «22,4 l/mol = 16,8 l.

Vesiniku ruumala on võrdne kloori mahuga:

Y(H2) = Y(C12) = 16,81.

Reaktsioonivõrrandi järgi tekib 2 mol kaaliumkloriidi elektrolüüsil 2 mol kaaliumhüdroksiidi, mis tähendab, et 0,75 mol kaaliumkloriidi elektrolüüsil tekib 0,75 mol kaaliumhüdroksiidi. Arvutame kaaliumhüdroksiidi molaarmassi:

M(KOH) = 39+16+1 - 56 g/mol.

Arvutame kaaliumhüdroksiidi massi:

m(KOH) = v(KOH>M(KOH) = 0,75 mol - 56 g/mol = 42 g.

Vastus: Katoodil eraldus 16,8 liitrit vesinikku, anoodil eraldus 16,8 liitrit kloori ja lahusesse tekkis 42 g kaaliumhüdroksiidi.

Ülesanne 3. 19 g kahevalentse metallkloriidi lahuse elektrolüüsil eraldus anoodil 8,96 liitrit kloori. Määrake, millist metallkloriidi elektrolüüsiti. Arvutage katoodil vabaneva vesiniku maht.

Tähistame tundmatut metalli M, selle kloriidi valem on MC12. Anoodil kloriidioonid oksüdeeritakse ja eraldub kloor. Tingimus ütleb, et katoodil eraldub vesinik, seetõttu toimub veemolekulide redutseerimine:

2Н20 + 2е- = Н2 + 2ОH|1

2Cl -2e" = C12! 1

Elektrolüüsi üldine võrrand on järgmine:

2Cl + 2H2O = H2 + 2OH" + C12 (lühike ioonvõrrand)

Lahus sisaldab ka M2+ ioone, mis reaktsiooni käigus ei muutu. Kirjutame reaktsiooni täieliku ioonvõrrandi:

2SG + M2+ + 2H2O = H2 + M2+ + 2OH- + C12

Kirjutame reaktsioonivõrrandi ümber molekulaarsel kujul:

MC12 + 2H2O - H2 + M(OH)2 + C12

Leiame anoodil eralduva kloori koguse:

Reaktsioonivõrrandi kohaselt eraldub 1 mooli tundmatu metalli kloriidi elektrolüüsil 1 mool kloori. Kui vabanes 0,4 mol kloori, siis elektrolüüsiti 0,4 mol metallkloriidi. Arvutame metallkloriidi molaarmassi:

Tundmatu metallkloriidi molaarmass on 95 g/mol. Kahe klooriaatomi kohta on 35,5"2 = 71 g/mol. Seetõttu on metalli molaarmass 95-71 = 24 g/mol. Magneesium vastab sellele molaarmassile.

Reaktsioonivõrrandi kohaselt vabaneb 1 mooli anoodil eralduva kloori kohta katoodil 1 mool vesinikku. Meie puhul vabanes anoodil 0,4 mol kloori, mis tähendab, et katoodil vabanes 0,4 mol vesinikku. Arvutame vesiniku mahu:

V(H2) = v(H2>VM = 0,4 mol «22,4 l/mol = 8,96 l.

Vastus: magneesiumkloriidi lahus allutati elektrolüüsile; Katoodil vabanes 8,96 liitrit vesinikku.

*Probleem 4. 200 g 15% kontsentratsiooniga kaaliumsulfaadi lahuse elektrolüüsil vabanes anoodil 14,56 liitrit hapnikku. Arvutage lahuse kontsentratsioon elektrolüüsi lõpus.

Kaaliumsulfaadi lahuses reageerivad veemolekulid nii katoodil kui ka anoodil:

2Н20 + 2е" = Н2 + 20Н-|2

2H2O - 4e" = 4H+ + O2! 1

Liidame mõlemad võrrandid kokku:

6H2O = 2H2 + 4OH" + 4H+ + O2 või

6H2O = 2H2 + 4H2O + O2 või

2H2O = 2H2 + 02

Tegelikult, kui toimub kaaliumsulfaadi lahuse elektrolüüs, toimub vee elektrolüüs.

Lahustunud aine kontsentratsioon lahuses määratakse järgmise valemiga:

С=m (lahustunud aine) 100% / m (lahus)

Kaaliumsulfaadi lahuse kontsentratsiooni leidmiseks elektrolüüsi lõpus peate teadma kaaliumsulfaadi massi ja lahuse massi. Kaaliumsulfaadi mass reaktsiooni käigus ei muutu. Arvutame välja kaaliumsulfaadi massi alglahuses. Tähistame alglahuse kontsentratsiooni kui C

m(K2S04) = C2 (K2S04) m(lahus) = 0,15 200 g = 30 g.

Lahuse mass muutub elektrolüüsi käigus, kuna osa veest muundatakse vesinikuks ja hapnikuks. Arvutame vabanenud hapniku koguse:

(O 2) = V(O2) / Vm = 14,56 l / 22,4 l/mol = 0,65 mol

Reaktsioonivõrrandi kohaselt toodab 2 mooli vett 1 mooli hapnikku. Laske x mol vee lagunemisel vabaneda 0,65 mol hapnikku. Teeme proportsiooni:

1,3 mol vett lagunes, v(H2O) = 1,3 mol.

Arvutame vee molaarmassi:

M(H2O) = 1-2 + 16 = 18 g/mol.

Arvutame lagunenud vee massi:

m(H2O) = v(H2O>M(H2O) = 1,3 mol* 18 g/mol = 23,4 g.

Kaaliumsulfaadi lahuse mass vähenes 23,4 g võrra ja sai 200-23,4 = 176,6 g. Nüüd arvutame kaaliumsulfaadi lahuse kontsentratsiooni elektrolüüsi lõpus:

C2 (K2 SO4) = m (K2 SO4) 100% / m (lahus) = 30 g 100% / 176,6 g = 17%

Vastus: lahuse kontsentratsioon elektrolüüsi lõpus on 17%.

*Ülesanne 5. 188,3 g naatrium- ja kaaliumkloriidide segu lahustati vees ja saadud lahust juhiti läbi elektrivoolu. Elektrolüüsi käigus vabanes katoodil 33,6 liitrit vesinikku. Arvutage segu koostis massiprotsendina.

Pärast kaalium- ja naatriumkloriidide segu lahustamist vees sisaldab lahus K+, Na+ ja Cl- ioone. Katoodil ei redutseerita ei kaaliumiioonid ega naatriumioonid, vaid vähenevad veemolekulid. Anoodil kloriidioonid oksüdeeritakse ja eraldub kloor:

Kirjutame võrrandid ümber molekulaarsel kujul:

2KS1 + 2N20 = N2 + C12 + 2KON

2NaCl + 2H2O = H2 + C12 + 2NaOH

Tähistame segus sisalduva kaaliumkloriidi kogust x mol ja naatriumkloriidi kogust moolides. Vastavalt reaktsioonivõrrandile eraldub 2 mooli naatrium- või kaaliumkloriidi elektrolüüsil 1 mool vesinikku. Seetõttu tekib x mooli kaaliumkloriidi elektrolüüsil x/2 või 0,5x mooli vesinikku ja x mooli naatriumkloriidi elektrolüüsil 0,5 y mooli vesinikku. Leiame segu elektrolüüsi käigus eralduva vesiniku koguse:

Teeme võrrandi: 0,5x + 0,5y = 1,5

Arvutame kaalium- ja naatriumkloriidi molaarmassid:

M(KS1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

M(NaCl) = 23+35,5 = 58,5 g/mol

Kaaliumkloriidi mass x moolid on võrdne:

m(KCl) = v(KCl)-M(KCl) = x mol - 74,5 g/mol = 74,5 x g.

Naatriumkloriidi mooli mass on:

m(KCl) = v(KCl)-M(KCl) = y mol - 74,5 g/mol = 58,5 g.

Segu mass on 188,3 g, loome teise võrrandi:

74,5x + 58,5a = 188,3

Niisiis lahendame kahe tundmatuga võrrandisüsteemi:

0,5 (x + y) = 1,5

74,5x + 58,5a = 188,3g

Esimesest võrrandist väljendame x:

x + y = 1,5/0,5 = 3,

x = 3-y

Asendades selle x väärtuse teise võrrandiga, saame:

74,5-(3-y) + 58,5 a = 188,3

223,5-74,5 a + 58,5 a = 188,3

-16u = -35,2

y = 2,2 100% / 188,3 g = 31,65%

Arvutame naatriumkloriidi massiosa:

w(NaCl) = 100% - w(KCl) = 68,35%

Vastus: segu sisaldab 31,65% kaaliumkloriidi ja 68,35% naatriumkloriidi.

ELEKTROLÜÜS

elektrolüütide sulad ja lahused

Elektrolüüs on läbimise ajal toimuvate keemiliste reaktsioonide kogum otsene elektrivool läbi elektrokeemilise süsteemi, mis koosneb kahest elektroodist ja sulatisest või elektrolüüdi lahusest.

Elektrolüüsi keemiline olemus seisneb selles, et tegemist on alalisvoolu mõjul toimuva redoksreaktsiooniga ning oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessid on ruumiliselt eraldatud.

Katood – elektrood, millel redutseeritakse katioone või vett. See on negatiivselt laetud.

Anood – elektrood, millel oksüdeeritakse anioonid või vesi. See on positiivselt laetud.

1. Sulanud soolade ja aluste elektrolüüs.

Katoodil sulandite elektrolüüsi ajal vähendatakse alati metalli katioone.

К(-): Мen+ + nē → Me0

Anoodprotsessi määrab aniooni koostis:

a) Kui anioon on hapnikuvaba hape (Cl-, Br-, I-, S2-), siis see anioon läbib anoodse oksüdatsiooni ja moodustub lihtne aine:

A(+): 2Cl - - 2ē → Cl2 või A(+): S2- - 2ē → S0

b) Kui hapnikku sisaldav anioon (SO42-, SiO32-, HO- jne) läbib anoodilise oksüdatsiooni, siis moodustab mittemetall oksiidi (ilma oksüdatsiooniastet muutmata) ja hapnik vabaneb.

A(+): 2SiO32-- 4ē → 2SiO2 + O2

A(+): 2SO32-- 4ē → 2SO2 + O2

A(+): 4РО43-- 12ē → 2Р2O5 + 3О2

A(+): 4NO3-- 4ē → 2N2O5 + O2

A(+): 4HO-- 4ē → 2H2O + O2

Näide 1.1. Sulata sool ZnCl2

ZnCl2 Û Zn2+ + 2Cl-

S: ZnCl2 elektrolüüs Zn + Cl2

Näide 1.2. Sulata leeliseline NaOH

NaOH Û Na+ + OH-

Üldine elektrolüüsi võrrand saadakse võrrandite parema ja vasaku külje liitmisel eeldusel, et katood- ja anoodiprotsessides osalevad elektronid on võrdsed.

https://pandia.ru/text/80/299/images/image006_58.gif" width="70" height="12">4 Na+ + 4 ē + 4 OH - - 4 ē elektrolüüs 4 Na0 + O2 + 2H2O

4 Na+ + 4 OH - elektrolüüs 4 Na0 + O2 + 2H2O - ioonvõrrand

4NaOH elektrolüüs 4Na + 2H2O + O2 - molekulaarvõrrand

Näide 1.3. Sulata sool Na2SO4

Na2SO4 Û 2Na+ + SO42-

K(-): Na+ + 1 ē Þ Nao *4

A(+): 2SO42- - 4 ē Þ O2 + 2SO3

4Na+ +2SO42- Þ 2Nao + O2 + 2SO3 – elektrolüüsi ioonvõrrand

2Na2SO4 elektrolüüs 4Nao + O2 + 2SO3 – molekulaarvõrrand

K A

Näide 1.4. Sulata sool AgNO3

AgNO3 Û Ag+ + NO3-

K(-): Ag+ + 1 ē Þ Ago *4

A(+): 4NO3- - 4 ē Þ 2N2O5 + 2O2 *1

4Ag+ + 4NO3- elektrolüüs 4Ag + 2N2O5 + 2O2

4AgNO3 elektrolüüs 4Ag + 2N2O5 +2O2

K A

Ülesanded iseseisvaks tööks . Koostage võrrandid järgmiste soolade sulandite elektrolüüsiks: AlCl3, Cr2(SO4)3, Na2SiO3, K2CO3.

2. Soolade, hüdroksiidide ja hapete lahuste elektrolüüs.

Vesilahuste elektrolüüsi teeb keeruliseks asjaolu, et vesi võib osaleda oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessides.

Katoodprotsessid määratud soolakatiooni elektrokeemilise aktiivsusega. Mida vasakul on metall pingereas, seda keerulisem on selle katioonide redutseerimine katoodil:

Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Kr Te Ni Sn Pb H2 Cu Hg Ag Pt Au

I GruppIIGruppIIIGrupp

Metallikatioonide puhul kuni Al (rühm I) (kaasa arvatud) on katoodprotsess vesiniku redutseerimine veest:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2 + 2HO-

Pärast vesinikku (III rühm) metalli katioonide puhul on katoodprotsess nende redutseerimine metalliks:

(-) K: Мen+ + nē → Me0

Metalli katioonide puhul pingereas Mn kuni H2 (rühm II) on paralleelsed konkureerivad protsessid metallide katioonide ja vesiniku redutseerimiseks veest:

(-) K: Мen+ + nē → Me0

2H2O + 2ē → H2+ 2HO-

Milline neist protsessidest valitseb, sõltub mitmest tegurist: Me aktiivsus, lahuse pH, soola kontsentratsioon, rakendatud pinge ja elektrolüüsi tingimused.

Anoodsed protsessid määrab soolaanioonide koostis:

A) Kui anioon on hapnikuvaba hape (Cl-, Br-, I-, S2- jne), siis oksüdeeritakse see lihtaineteks (välja arvatud F-):

A(+): S2- - 2ē → S0

b) Hapnikku sisaldava aniooni (SO42-, CO32- jne või OH-) juuresolekul toimub anoodne oksüdatsioon ainult vees:

A(+): 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

Vaatame näiteid kõigi võimalike valikute illustreerimiseks:

Näide 2.1 . KCl soolalahus

K(-): 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH-

A(+): 2Cl - - 2e - Þ Cl2

å: 2H2O + 2Cl - elektrolüüs H2 + 2OH - + Cl2 – elektrolüüsi ioonvõrrand

2KCl + 2H2O elektrolüüs H2 + 2KOH + Cl2 – elektrolüüsi molekulaarvõrrand

K A

Näide 2.2 . CuCl2 soolalahus

CuCl2 Û Cu2+ + 2Cl-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2Cl- -2e - Þ Cl2

å: CuCl2 elektrolüüs Cu + Cl2

Näide 2.3. FeCl2 soolalahus

FeCl2 Û Fe2+ + 2Cl-

Raud kuulub II rühma metallide hulka, seega toimub katoodil kaks paralleelset protsessi:

1. protsess:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

Fe2++2Cl - el-z Fe0 + Cl2 - protsessi ioonvõrrand

FeCl2 el-z Fe0 + Cl2 - protsessi molekulaarvõrrand

2. protsess:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2+ 2OH-

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

2H2O + 2Cl - → H2+ 2OH - + Cl2 - protsessi ioonvõrrand

2H2O + FeCl2 elektrolüüs H2+ Fe(OH)2 + Cl2 - molekulaarvõrrand.

Seega katoodruumis Sõltuvalt elektrolüüsi tingimustest moodustuvad Fe, H2 ja Fe(OH)2 erinevates vahekordades.

Näide 2.4 . Na2SO4 soolalahus.

Na2SO4 Û 2Na+ + SO42-

K(-) 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH - *2

A(+) 2H2O – 4e – Þ O2 + 4H+

å: 6H2O elektrolüüs 2H2 + 4OH - + O2 + 4H+

å: 6H2O + 2Na2SO4 elektrolüüs 2H2 + 4 NaOH + O2 + 2H2SO4

katoodiruumis anoodiruumis

Kui elektrivool on välja lülitatud ning katood- ja anoodiruumide sisu on segatud, saab elektrolüüsi lõpptulemust kujutada järgmise diagrammiga:

2H2O el-z 2H2 + O2,

kuna leelis reageerib happega, moodustades 2 mol soola ja 4 mol vett.

Näide 2.5 . CuSO4 lahuse elektrolüüs.

CuSO4 Û Cu2+ + SO42-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2H2O – 4e – Þ O2 + 4H+

å: 2Cu2+ + 2H2O elektrolüüs 2Cuo + O2 + 4H+

å: CuSO4 + 2H2O elektrolüüs 2Cuo + O2 + 2H2SO4

Näide 2.6. FeSO4 lahuse elektrolüüs

Kuna raud kuulub II metallide rühma, toimub katoodil paralleelselt kaks konkureerivat protsessi (vt näide 2.3) ja vesi oksüdeerub anoodil (vt näide 2.4):

1. protsess:

https://pandia.ru/text/80/299/images/image043_10.gif" width="41" height="12">2Fe2+ + 2Н2О el-z 2 Fe + O2 + 4H+ - protsessi ioonvõrrand

2FeSO4 + 2H2O el-z 2 Fe + O2 + 2H2SO4 – molekulaarvõrrand

2. protsess:

K(+): 2H2O + 2ē → H2+ 2OH - *2

A(-): 2H2O - 4ē → O2+ 4H+

6H2O elektrolüüs 2H2+ 4ОH - + O2 + 4H+

6H2O + 2FeSO4 elektrolüüs 2H2+ 2Fe(OH)2 + O2 + 2H2SO4 - molekulaarne

https://pandia.ru/text/80/299/images/image051_9.gif" width="21" height="50">Ja ainult siis, kui metallide ja vesiniku katioonide katoodredutseerimise protsessid veest toimuvad võrdsetes osades , saame kirjutada üldise lõpliku reaktsioonivõrrandi:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

2H2O + 2ē → H2+ 2HO - ainult 4 elektroni

(+)A: 2H2O - 4° → O2 + 4H+

Fe2++ 2H2O + 2H2O → Fe + H2+ 2HO - + O2 + 4H+

2FeSO4 + 4H2O el-z Fe + H2+ Fe(OH)2 + O2 + 2H2SO4

katoodanood

Pärast voolu väljalülitamist ja lahuste segamist on lõppvõrrand järgmine:

· Loo võrrandid K2CO3, ZnSO4, AgNO3, NiI2, CoCl2 lahuste elektrolüüsiks.

· Probleemi lahendama. NaCl lisandite sisalduse analüüsimiseks tehnilises NaOH-s lahustati 40 g ravimit vees ja allutati elektrolüüsile, kuni klooriioonid olid täielikult oksüdeerunud. Anoodil eraldus sel juhul temperatuuril 200C ja normaalrõhul 601 ml Cl2. Arvutage NaCl lisandi massiosa NaOH-s.

3. Elektrolüüs c lahustuv s m anood

Eespool vaadeldi näiteid soolade vesilahuste elektrolüüsist inertse anoodiga, st sellisega, mis ei võta anoodiprotsessis keemilist osa. Sellised elektroodid on valmistatud mitteaktiivsetest väärismetallidest, näiteks kasutatakse Pt, Ir või süsinikelektroode. Kui kasutatakse lahustuvaid anoode, näiteks Cu-anood, Zn-anood, siis anoodprotsess muutub oluliselt, kuna anood ise oksüdeerub. Anoodil toimub kahest konkureerivast protsessist madalama potentsiaaliga protsess: vase oksüdatsioonil E0 = -0,34 V, tsingi oksüdatsioonil E0 = -0,76 V ja Cl-aniooni oksüdatsioonil E0 = + 1,36 V.

Näide 3.1. CuCl2 soola vesilahuse elektrolüüs lahustuva anoodiga:

Katood (-): Cu anood (+):

Cu2+ + 2ē → Cu0 Cu0 - 2ē → Cu2+

Seega toimub vaskanoodi omamoodi rafineerimine: see lahustub, anoodiruumi jäävad lisandid ja katoodile sadestub puhas vask. Sel juhul kloorianioon ei oksüdeeru, vaid koguneb anoodiruumi.

Näide 3.2. KCl soola vesilahuse elektrolüüs Cu anoodiga:

Cu anood (+): Cu0 - 2ē → Cu2+

Katoodil hakkab vesinik esialgu veest taanduma, kuid Cu2+ ilmumine lahusesse muudab konkureerivaks kaks katoodredutseerimisreaktsiooni:

K(-): 2H2O + 2ē → H2+ 2NO - E0 = -0,828 V

Cu2+ + 2ē → Cu0 E0 = + 0,34 V

Selle tulemusena toimub valdavalt see, mida iseloomustab suurem potentsiaal, st Cu2+ redutseerimine Cu0-ks.

Seega sel juhul Cu anood lahustub: Cu0 - 2ē → Cu2+ ja katoodil redutseeritakse moodustunud vaseketioonid: Cu2+ + 2ē → Cu0. KCl soola on vaja ainult lahuse elektrijuhtivuse suurendamiseks ja see ei osale otseselt redoksprotsessides.

Ülesanne iseseisvaks tööks. Mõelge CuSO4 elektrolüüsile Cu-anoodiga, Na2SO4-le Cu-anoodiga.

Kloorimine

Naatriumhüpokloriti (NaClO) kasutamine on tingitud selle keemilisest võimest neutraliseerida mitmeid kahjulikke mikroorganisme. Selle bakteritsiidsed omadused on suunatud paljude ohtlike seente ja bakterite hävitamisele.

Naatriumhüpokloriti saamiseks on vaja läbi viia naatriumhüdroksiidi (NaOH) kloorimise protsess, kasutades molekulaarset kloori (Cl).

Naatriumhüpokloriti (NaClO) toimepõhimõte on üsna lihtne, kuna sellel ainel on kõrged biotsiidsed (biotsiidid – kahjulike või patogeensete mikroorganismide vastu võitlemiseks mõeldud keemilised ained) omadused. Naatriumhüpoklorit (NaClO) vette sattudes hakkab see aktiivselt lagunema, tekitades aktiivseid osakesi radikaalide ja hapniku kujul.Naatriumhüpokloriti (NaClO) radikaalid on suunatud kahjulike mikroorganismide vastu. Naatriumhüpokloriti (NaClO) aktiivsed osakesed hakkavad hävitama mikroorganismi väliskestat ehk biokilet, mis viib erinevate patogeensete seente, viiruste ja bakterite lõpliku surmani.Naatriumhüpokloriti keemiline koostis on suunatud vee desinfitseerimisele ja desinfitseerimisele. Seetõttu on sellel ainel paljudes inimelu valdkondades oluline koht. Maailma uuringud näitavad, et naatriumhüpokloriti (NaClO) kasutatakse desinfitseerimiseks 91% juhtudest, ülejäänud 9% sisaldab kaalium- või liitiumhüpokloritit. Kuid selleks, et see aine annaks igapäevaelus tulemusi ja kasu, on vaja hoolikalt jälgida lahuse kontsentratsiooni.
Kloorimine osutus lihtsaimaks ja odavaimaks viisiks vee desinfitseerimiseks, mistõttu levis see kiiresti üle kogu maailma. Nüüd võib öelda, et traditsiooniline, kogu maailmas aktsepteeritud joogivee desinfitseerimismeetod (99 juhul 100-st) on kloorimine ja tänapäeval kasutatakse vee kloorimiseks aastas sadu tuhandeid tonne kloori. Venemaal klooritakse üle 99% veest ja nendel eesmärkidel kasutatakse aastas keskmiselt umbes 100 tuhat tonni kloori.

Joogivee desinfitseerimise praeguses praktikas kasutatakse kloorimist kõige ökonoomsema ja tõhusaima meetodina võrreldes teiste tuntud meetoditega, kuna see on ainus meetod, mis tagab vee mikrobioloogilise ohutuse jaotusvõrgu mis tahes punktis. igal ajal kloori järelmõju tõttu.
On hästi teada, et kloor (Cl) ei moodusta veega reageerides “kloorivett” (nagu varem arvati), vaid hüpokloorhapet ( HClO) on esimene keemikute saadud aine, mis sisaldas aktiivset kloori.
Reaktsioonivõrrandist: HClO + HCl ↔ Cl 2 + H 2 O, sellest järeldub, et teoreetiliselt alates 52,5 g puhas HClO saad 71 g Cl2 st hüpokloorhape sisaldab 135,2% aktiivset kloori. Kuid see hape on ebastabiilne: selle maksimaalne võimalik kontsentratsioon lahuses ei ületa 30%.
Kloor lahustub vees kergesti, tappes kõik selles olevad olendid. Nagu kindlaks tehtud, saavutatakse pärast kloorigaasi segamist veega vesilahuses tasakaal:
Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl
Järgmisena toimub tekkinud hüpokloorhappe dissotsiatsioon (dissotsiatsioon on osakese (molekuli, radikaali, iooni) lagunemine mitmeks lihtsamaks osakeseks) HOCl ↔ H+ + OCl –
Hüpokloorhappe esinemine kloori vesilahustes ja selle dissotsiatsioonist tulenevad anioonid OCl – on tugevate bakteritsiidsete omadustega (võime hävitada mikroorganisme). Leiti, et vaba hüpokloorhape on peaaegu 300 korda aktiivsem kui hüpokloriti ioonid ClO –. Seda seletatakse ainulaadse võimega HClO tungivad bakteritesse läbi nende membraanide. Lisaks, nagu me juba märkisime, on hüpokloorhape valguse käes tundlik:
2HClO → 2 1O 2 + 2HCl → O 2 + HCl
vesinikkloriidhappe ja aatomi (singleti) hapniku (vaheainena) moodustumisega, mis on tugev oksüdeerija.

Kloorimisprotsess.

Veepuhastusjaamas tarnitakse kloori veeldatud olekus erineva võimsusega spetsiaalsetes mahutites, väikese ja keskmise mahuga balloonides. Kuid vee desinfitseerimiseks kasutatakse gaasilisel kujul kloori. Gaasiline kloor saadakse vedelast kloorist, aurustades seda spiraalaurustites, mis on vertikaalsed silindrilised seadmed, mille sisse on paigutatud mähised, mida läbib vedel kloor. Saadud kloorigaasi vette doseerimine toimub spetsiaalsete seadmete - vaakumklooritite - kaudu.
Pärast kloori lisamist töödeldavasse vette tuleb enne vee tarnimist tarbijale tagada selle hea segunemine veega ja piisav kokkupuude veega (vähemalt 30 minutit). Tuleb märkida, et vesi tuleb ette valmistada juba enne kloorimist ja reeglina tehakse kloorimine reeglina enne, kui selitatud vesi jõuab puhta vee reservuaari, kus on tagatud vajalik kokkupuuteaeg.

Kloorigaasi kasutamise peamised eelised vee desinfitseerimiseks
on:

• vee desinfitseerimise protsessi madal hind;
• kloorimisprotsessi lihtsus;
• kloori gaasi kõrge desinfitseerimisvõime;
• kloor ei mõjuta mitte ainult mikroorganisme, vaid oksüdeerib ka orgaanilisi ja anorgaanilisi aineid;
• Kloor kõrvaldab vee maitsed ja lõhnad, selle värvuse ega suurenda hägusust.

Kloor on aga väga mürgine aine, mis kuulub teise ohuklassi.Gaas kloor on tugev oksüdeerija, toetab paljude orgaaniliste ainete põlemist ning on tuleohtlik kokkupuutel süttivate ainetega. Tärpentini, titaani ja metalli pulbrid kloori atmosfääris võivad toatemperatuuril iseeneslikult süttida. Kloor moodustab vesinikuga plahvatusohtlikke segusid.
Mõnikord ületavad kloorimise ajal ohutuse tagamise kulud tegeliku vee kloorimise kulusid.

Sellega seoses on naatriumhüpokloriti kasutamine klooriagensina vee kloorimisel hea alternatiiv gaasilisele kloorile.

Elektrolüüs

Odavaim, lihtsaim ja ohutum meetod naatriumhüpokloriti desinfitseerivate lahuste valmistamiseks on naatriumkloriidi (NaCl) vesilahuse elektrolüüs ja selle koostoime leelisega samas aparaadis - elektrolüsaatoris.

Fotodel on elektrolüüsiseade. Seko doseerimispump naatriumhüpokloriti doseerimiseks ja suletud Argal pump NaCl soolvee pumpamiseks

Säilitades kõik vedelat kloori kasutava kloorimismeetodi eelised, võimaldab elektrolüütilise naatriumhüpokloritiga desinfitseerimine vältida mürgise gaasi transportimise ja ladustamise peamisi raskusi.
Madala kontsentratsiooniga naatriumhüpokloriti lahuste kasutamine suurendab vee desinfitseerimise tootmisprotsessi ohutust võrreldes vedela kloori ja kõrge kontsentratsiooniga naatriumhüpokloriti lahusega.
Naatriumhüpokloriti tootmise tooraineks on lauasool. Kuna reaktiivi kasutatakse otse vastuvõtmisel, ei ole vaja transportida.
Naatriumhüpokloriti tootmise tehnoloogiline protsess hõlmab järgmisi toiminguid:

• Lauasoola küllastunud lahuse valmistamine.
• Naatriumhüpokloriti tootmise peamine protsess on elektrolüüs.

Naatriumkloriidi lahuse elektrolüüsil toimuvad järgmised reaktsioonid:
katoodil: 2Na + + 2е→2Na;
2Na + 2H2O→2NaOH (naatriumhüdroksiid) + H2;
anoodil: 2Cl - – 2e→Cl 2;
Cl 2 + 2H 2 O → 2HClO (hüpoklorohape) + HCl.
Kogu reaktsiooni võib esitada järgmiselt:
NaCl + H 2 O → NaClO + H 2 .

Kuna naatriumhüpokloriti oksüdatsiooniprotsess koos järgneva kloriitide ja kloraatide moodustumisega aeglustub temperatuuri langedes, toimub elektrolüüs töösoola lahuse suhteliselt madalatel temperatuuridel (20–25 C°).
Sool valatakse laadimisseadme kaudu spetsiaalsetesse mahutitesse - küllastajatesse. Madala kontsentratsiooniga naatriumhüpokloriti lahuste tootmise tooraineks on kõrgekvaliteediline lauasool ehk “Extra”. Valatud vesi, läbides soolakihi, moodustab lauasoola küllastunud lahuse.
Kontsentreeritud soolalahuse puhastamiseks kasutatakse jämedaid filtreid ja vahetatavaid polüpropüleenist peenkassettfiltreid läbilaskevõimega 5 mikronit.
Lauasoola küllastunud lahus pumbatakse segistisse, kus see lahjendatakse kraaniveega töökontsentratsioonini (vastavalt SanPiN 2.1.4.1074-01) ja seejärel elektrolüsaatorisse.
Naatriumhüpokloriti elektrolüüsi teel tootmise põhiprotsess viiakse läbi seadmetes, mis koosnevad elektrolüüsivannist ja soojusvahetist. Soojusvahetites jahutatakse elektrolüüti suvel (kraaniveega), talvel eelsoojendatakse töötavat soolalahust.
Elektrolüüsivannides kaetakse titaanelektroodid ruteeniumi ja iriidiumdioksiidiga. Elektrolüüsiprotsessi käigus sadestatakse elektroodidele kaltsium ja magneesium, mistõttu perioodiliselt, kui need setted tekivad, pestakse elektrolüüsiseadmeid suletud ringluses 4% vesinikkloriidhappe (HCl) lahusega.
Elektrolüüsis toimub töösoola lahuse pidev elektrolüüs, mille tulemuseks on naatriumhüpoklorit. Kolmeprotsendiline NaCl lahus konstantse mahuvoolukiirusega 2,5 m3/h voolab läbi elektrolüüsiseadme, kuni saavutatakse soovitud NaClO kontsentratsioon (0,8%). Elektrolüsaatorites moodustunud naatriumhüpokloriti hoitakse spetsiaalsetes mahutites, et tagada puhastusasutuste vajaduste rahuldamine.
Naatriumhüpoklorit, mille aktiivkloori kontsentratsioon on vähemalt 8 g/l, siseneb akumulatsioonipaaki, kust see pumbatakse reaktiivi sisendpunktide lähedal asuvatesse doseerimissõlmedesse. Mahutitest juhitakse naatriumhüpoklorit torustiku kaudu jaoturpumpade abil automaatsesse doseerimisjaama töödeldud vette.

Järeldus
Naatriumhüpokloriti madala kontsentratsiooniga lahuste kasutamine võimaldab suurendada veepuhastusprotsesside ohutust veevarustusettevõtetes.

Puhastatud vee desinfitseerimine madala kontsentratsiooniga naatriumhüpokloritiga (esimene etapp) ultraviolettkiirgusega enne linna veevarustusvõrku (teine ​​etapp) tagab vee kvaliteedi täieliku vastavuse mikrobioloogiliste näitajate osas kehtivatele standarditele ja kõrge epidemioloogilisele tasemele. ohutus.

Mõeldes lahuste elektrolüüsile, ei tohi unustada, et igas vesilahuses on lisaks elektrolüütide ioonidele ka ioone, mis on samuti vee dissotsiatsiooni produktid - H + ja OH -. väljas liiguvad vesinikioonid katoodile ja hüdroksüülioonid anoodile. Seega saab katoodil tühjendada nii elektrolüüdi katioone kui ka vesiniku katioone. Samamoodi saab anoodilt tühjendada nii elektrolüütide anioone kui ka hüdroksüülioone. Lisaks võivad veemolekulid läbida ka elektrokeemilist oksüdatsiooni või redutseerimist.

Millised elektrokeemilised protsessid elektrolüüsi ajal elektroodidel toimuvad, sõltub eelkõige vastavate elektrokeemiliste süsteemide elektroodide potentsiaalide suhtest. See tähendab, et elektrokeemiliste süsteemide oksüdeeritud vormid redutseeritakse katoodil. Mitmest võimalikust protsessist läheb edasi see, mille rakendamine hõlmab minimaalset energiatarbimist. See tähendab, et suurima elektroodipotentsiaaliga elektrokeemiliste süsteemide oksüdeeritud vormid redutseeritakse katoodil ja madalaima elektroodipotentsiaaliga süsteemide redutseeritud vormid oksüdeeritakse anoodil. Elektroodi materjalil on inhibeeriv toime mõningate elektrokeemiliste protsesside toimumisele; selliseid juhtumeid kirjeldatakse allpool.

Kui arvestada vesilahuste elektrolüüsi ajal toimuvaid katoodprotsesse, tuleb arvesse võtta vesinikioonide redutseerimise protsessi potentsiaali suurust. See potentsiaal sõltub vesinikuioonide kontsentratsioonist ja neutraalsete lahuste puhul (pH=7) omab väärtust
φ=-0,059*7=-0,41 V. Siit on selge, et kui elektrolüüdi moodustab metall, mille elektroodi potentsiaal on palju positiivsem kui –0,41 V, siis eraldub metall katoodil neutraallahusest. . Selliseid metalle leidub pingevahemikus vesiniku lähedal (alates ligikaudu tinast) ja pärast seda. Vastupidi, elektrolüütide puhul, mille metalli potentsiaal on oluliselt negatiivsem kui –0,41 V, siis metall ei taandu, vaid vesinik eraldub. Selliste metallide hulka kuuluvad metallid pingevahemiku alguses, ligikaudu kuni titaanini. Lõpuks, kui metalli potentsiaal on –0,41 V lähedal (metallid rea keskosas - Zn, Cr, Fe, Ni), siis olenevalt lahuse kontsentratsioonist ja elektrolüüsi tingimustest nii metalli redutseerimine kui ka evolutsioon on võimalikud; Sageli täheldatakse metalli ja vesiniku koosemissiooni.

Vesiniku elektrokeemiline eraldumine happelistest lahustest toimub vesinikuioonide tühjenemise tõttu. Neutraalse või aluselise keskkonna puhul on see vee elektrokeemilise redutseerimise tulemus:

2H2O + 2e - =H2 + 2OH -

Seega määrab vesilahuste elektrolüüsi ajal toimuva katoodprotsessi olemuse eelkõige vastava metalli asukoht pingereas. Mõnel juhul on suur tähtsus lahuse pH-l, metalliioonide kontsentratsioonil ja muudel elektrolüüsitingimustel.

Anoodiprotsesside puhul tuleb meeles pidada, et anoodimaterjal võib elektrolüüsi käigus oksüdeeruda. Sellega seoses eristatakse elektrolüüsi inertse anoodiga ja elektrolüüsi aktiivse anoodiga. Inertne anood on anood, mille materjal ei oksüdeeru elektrolüüsi käigus. Aktiivne anood on anood, mille materjal võib elektrolüüsi käigus oksüdeeruda. Inertsete anoodide materjalidena kasutatakse sageli grafiiti, kivisütt ja plaatinat.

Inertsel anoodil toimub leeliste, hapnikku sisaldavate hapete ja nende soolade, samuti vesinikfluoriidhappe ja fluoriidide vesilahuste elektrolüüsil hapniku vabanemisega vee elektrokeemiline oksüdatsioon. Sõltuvalt lahuse pH-st toimub see protsess erinevalt ja seda saab kirjutada erinevate võrranditega. Leeliselises keskkonnas on võrrandil vorm

4OH - =O2 + 2H2O + 4e -

ja happelises või neutraalses:

2H 2O =O 2 + 4H + + 4e -

Vaadeldavatel juhtudel on vee elektrokeemiline oksüdeerimine energeetiliselt kõige soodsam protsess. Hapnikku sisaldavad anioonid kas ei suuda oksüdeeruda või toimub nende oksüdeerumine väga suure potentsiaaliga. Näiteks SO 4 2- iooni standardne oksüdatsioonipotentsiaal

2SO 4 2- =S 2 O 8 2- + 2e -

võrdub 2,010 V, mis ületab oluliselt vee standardset oksüdatsioonipotentsiaali (1,228 V). F - iooni standardne oksüdatsioonipotentsiaal on veelgi suurem (2,87 V).

Hapnikuvabade hapete ja nende soolade (v.a HF ja fluoriidid) vesilahuste elektrolüüsil eralduvad anoodil anioonid. Eelkõige HI, HBr, HCl ja nende soolade lahuste elektrolüüsil vabaneb anoodil vastav halogeen. Pange tähele, et kloori eraldumine HCl ja selle soolade elektrolüüsil on vastuolus süsteemide suhtelise asukohaga

2Cl – =2Cl + 2e – (φ=1,359 V)

2H 2O =O 2 + 4H + + 4e - (φ = 1,228 V)

elektroodide standardpotentsiaalide vahemikus. See anomaalia on seotud nende kahe elektroodiprotsessi teise olulise ülepingega – anoodimaterjalil on hapniku vabanemise protsessile pärssiv toime.

Aktiivse anoodi korral suureneb konkureerivate oksüdatsiooniprotsesside arv kolmeni: vee elektrokeemiline oksüdatsioon hapniku vabanemisega, aniooni tühjendamine (s.o selle oksüdatsioon) ja anoodi metalli elektrokeemiline oksüdatsioon (nn anoodiline lahustumine). metallist). Nendest võimalikest protsessidest läheb edasi see, mis on energeetiliselt soodsaim. Kui anoodmetall paikneb standardsete potentsiaalide seerias varem kui mõlemad teised elektrokeemilised süsteemid, siis täheldatakse metalli anoodset lahustumist. Vastasel juhul eraldub hapnik või anioon.

Vaatleme mitut tüüpilist vesilahuste elektrolüüsi juhtumit.

CuCl 2 lahuse elektrolüüs inertse anoodiga. Vask asub pingereas pärast vesinikku; seetõttu eralduvad katoodil Cu 2+ ioonid ja vabaneb metalliline vask. Anoodil tühjendatakse kloriidioonid.

Mel(II)kloriidi lahuse elektrolüüsi skeem:

Katood ← Cu 2+ 2Cl - → Anood

Cu 2+ + 2e - =Cu 2Cl - =2Cl + 2e -

K 2 SO 4 lahuse elektrolüüs inertse anoodiga. Kuna kaalium on pingereas palju varasem kui vesinik, eraldub katoodil vesinik ja OH - koguneb. Anoodil eraldub hapnik ja H + ioonid kogunevad. Samal ajal sisenevad K + ioonid katoodiruumi ja SO 4 2- ioonid sisenevad anoodiruumi. Seega jääb lahendus kõigis oma osades elektriliselt neutraalseks. Katoodiruumi koguneb aga leeline ja anoodisesse ruumi hape.

Kaaliumsulfaadi lahuse elektrolüüsi skeem:

Katood ← 4K + 2SO 4 2- → Anood

4H 2O + 4e - = 4OH - + 4H 2H 2O = 4H + + 2O + 4e -

KOH 4H = 2H 2 2O = O 2 H 2 SO 4

NiSO 4 lahuse elektrolüüs nikkelanoodiga. Nikli standardpotentsiaal (-0,250 V) on veidi suurem kui -0,41 V; Seetõttu toimub neutraalse NiSO 4 lahuse elektrolüüsil katoodil peamiselt Ni 2+ ioonide tühjenemine ja metalli vabanemine. Anoodil toimub vastupidine protsess - metalli oksüdatsioon, kuna nikli potentsiaal on palju väiksem kui vee oksüdatsioonipotentsiaal ja veelgi enam SO 4 2- iooni oksüdatsioonipotentsiaal. Seega taandub elektrolüüs antud juhul anoodi metalli lahustamisele ja selle eraldamisele katoodil.

Nikkelsulfaadi lahuse elektrolüüsi skeem:

Katood ← Ni 2+ SO 4 2- → Anood

Ni 2+ + 2e - =Ni Ni = Ni 2+ + 2e -

Seda protsessi kasutatakse nikli elektrokeemiliseks puhastamiseks.

Faraday seadused

1. Faraday seadus.

Elektroodile vabaneva aine mass, kui elektrivool läbib elektrolüüdilahust, on otseselt võrdeline elektrienergia kogusega.

kus ∆m on reageerinud aine kogus; Q – elektri kogus; k e – proportsionaalsuse koefitsient, mis näitab, kui palju ainet ühikulise elektrienergia läbimisel reageeris. Suurust k nimetatakse elektrokeemiliseks ekvivalendiks.

k=M/(N A z│e│)

kus z on iooni valents; M on elektroodile vabanenud aine molaarmass; N A on Avogadro konstant. │e│= 1,6 10 -19 Cl.

2. Faraday seadus.

Faraday teise seaduse kohaselt on teatud koguse elektrienergia puhul reageerinud ainete masside suhe võrdne nende keemiliste ekvivalentide suhtega:

∆m 1 /A 1 = ∆m 2 /A 2 = ∆m 3 /A 3 = konst.

Elemendi keemiline ekvivalent on võrdne selle elemendi massiosa suhtega, mis lisab või asendab keemilistes ühendites ühe vesiniku aatommassi või poole hapniku aatommassist 1/12 C12 massist. aatom. Mõiste "keemiline ekvivalent" kehtib ka ühendite kohta. Seega on happe keemiline ekvivalent arvuliselt võrdne selle molaarmassiga jagatud aluselisusega (vesinikioonide arv), aluse keemiline ekvivalent on selle molaarmass jagatud happesusega (anorgaanilise aluse puhul - hüdroksüülioonide arv rühmad), on soola keemiline ekvivalent selle molaarmass jagatud katioonide või anioonide laengute summaga.